Regla del octeto

La regla del octeto consiste en arreglar los átomos de una molécula de forma tal que cada uno está rodeado por ocho electrones. Esta regla se le atribuye a Gilbert Newton Lewis, al darse cuenta que los átomos son más estables cuando alcanzan el número de electrones de valencia del gas noble más cercano en la tabla periódica.

La regla del octeto se representa a través de las estructuras de Lewis. Estos son diagramas que representan los electrones de valencia de los átomos dentro de una molécula. Estas figuras permiten una mejor visualización de los electrones que participan en los enlaces químicos.

Por ejemplo, el difluoruro de oxígeno F2O está formado por dos átomos de flúor y un átomo de oxígeno. El oxígeno tiene 6 electrones de valencia en su última capa, mientras el flúor tiene 7 electrones en su última capa. Para que se cumpla la regla del octeto, el oxígeno comparte dos de sus electrones, uno con cada átomo de flúor. De esta manera, tanto el oxígeno como los flúores están rodeados de ocho electrones, como se muestra en la figura:

ejemplos de regla del octeto del difluoruro de oxigeno

En el caso del difluoruro de oxígeno, dos electrones son compartidos entre el oxígeno y un flúor, formando un enlace covalente simple.

La regla del octeto en el dióxido de carbono CO2 se establece de la siguiente forma: el carbono posee cuatro electrones de valencia, mientras el oxígeno tiene seis electrones en la última capa. Entre el carbono y un oxígeno se comparten cuatro electrones, dos del carbono y dos del oxígeno. Así, todos los átomos tienen ocho electrones en su última capa de valencia, como se muestra abajo:

ejemplo de la regla del octeto del dioxido de carbono

Vea también:

Excepciones de la regla del octeto

Por supuesto, toda regla tiene su excepción. En el caso de la regla del octeto se presentan tres ocasiones donde la regla no se cumple:

1. Cuando hay un número impar de electrones de valencia

excepcion de la regla del octeto en el oxido de nitrogeno

El nitrógeno tiene 5 electrones de valencia y el oxígeno tiene 6 electrones. Cuando se forma el óxido de nitrógeno, la suma de los electrones de valencia de los dos átomos es igual a 11, un número impar. Al arreglar la estructura de Lewis de esta molécula, nitrógeno y oxígeno comparten cuatro electrones, formando un doble enlace covalente, el oxígeno queda con ocho electrones y el nitrógeno con siete.

2. Cuando hay muy pocos electrones de valencia

excepcion de la regla del octeto en el trifluoruro de boro

En el trifluoruro de boro F3B, el boro comparte sus tres electrones de valencia con cada uno de los flúores, que también comparten un electrón con el boro. Aunque los flúores si poseen ocho electrones en su última capa de valencia, el boro solo posee seis electrones.

Otras moléculas que tampoco cumplen la regla del octeto en este caso son el sodio metano NaCH3, hidruro de boro BH3, trióxido de azufre SO3, ácido metafosfórico HPO3, compuestos de litio Li y berilio Be.

3. Cuando hay demasiados electrones de valencia

violacion de la regla del octeto en el trioxido de azufre

En el trióxido de azufre SO3, tanto el azufre S como el oxígeno O poseen seis electrones de valencia. Al arreglar los electrones, solo los oxígenos quedan con ocho electrones en su capa de valencia mientras el azufre se queda con 12 electrones.

Otras moléculas que se ajustan a esta excepción son pentacloruro de fósforo PCl5, hexafluoruro de azufre SF6, ion octacianomolibdato Mo(CN)8-4.

Regla del dueto

El hidrógeno posee un electrón en su capa de valencia y el gas noble más cercano es el helio que posee dos electrones. Cuando el hidrógeno se une a otros átomos llena su capa de valencia con dos electrones, lo que también se conoce como regla del dueto.

En el ejemplo del agua, el oxígeno se rodea con ocho electrones, mientras los hidrógenos se llenan con dos electrones:

regla del octeto del agua regla del dueto del hidrogeno

Referencias

Jensen, W.B. (1984) Abegg, Lewis, Langmuir, and the octet rule. J. Chemical Education 61: 191-200. DOI:10.1021/ed061p191

Myers, R. (2003) The Basics of Chemistry. Greenwood press. Londres.

Nassiff, P., Czerwinski, W.A. (2015) Teaching beginning chemistry students simple Lewis dot structures. J. Chemical Education 92: 1409-1411. DOI: 10.1021/ed5007162